3 EMBED Eqution3 EMBED Eqution

Работа добавлена на сайт samzan.net:

SHAPE  \* MERGEFORMAT

EMBED Equation.3  

EMBED Equation.3  

EMBED Equation.3  

EMBED Equation.3  

EMBED Equation.3  

EMBED Equation.3  

Оглавление:

Билет №26

Билет №27

Билет №28

Билет №29

Билет №30

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ  БИЛЕТ № 26

1.  Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели среды.
2.  Последовательность процессов восстановления на катоде и окисления на аноде различных ионов при электролизе.

Ответ:

Ионное произведение воды

Ионное произведение воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−

или

H2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

,

(1)

где:

•  [H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);
•  [OH−] — концентрация гидроксид-ионов;
•  [H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10−16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

,

(2)

Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 25 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.

Практическое значение ионного произведения воды

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H+] или [OH−]) найти соответственно концентрации [OH−] или [H+]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как Kв — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+), концентрация гидроксид-ионов OH− будет падать и наоборот. В нейтральной среде [H+] = [OH−] = моль/л. При концентрации [H+] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [OH−] < 10−7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации [OH−] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] < 10−7 моль/л) — щелочной.

Ионные произведения других растворителей

Ионное произведение можно рассчитать не только для воды. Ионное произведение воды является лишь одной (хотя практически наиболее важной) из констант автопротолиза.

Водородный показатель

Водородный показатель, pH (произносится «пэ аш»), — это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

По аналогии с рН был введен и гидроксильный показатель рОН, определяемый через значение рН. например, если рН = 4, то рОН = 14 — 4= 10.

Порядок протекания электролиза.

Существует эмпирическое правило, согласно которому в первую очередь на аноде разряжаются анионы бескислородных кислот (кроме F-), затем вода, и только потом – анионы кислородосодержащих кислот.

Если потенциал металлического анода имеет более отрицательное значение, чем потенциалы других веществ или ионов, присутствующих в растворе, то происходит растворение металла. При этом протекает электролиз с растворимым анодом. Если потенциал металл или другого проводника, используемого в качестве анода, имеет более положительное значение, то идет электролиз с нерастворимым анодом. В качестве нерастворимых анодов применяют Au и платиновые металлы, PbO2, RuO4, С графит. Некоторые металлы практически не растворяются из-за высокой анодной поляризации, например Ni и Fe в щелочном растворе, Pb в H2SO4, Ti, Ta, нержавеющая сталь. Явление торможения анодного растворения металла из-за образования защитных слоев называется пассивностью металла.

Теперь уточним последовательность электродных процессов на катоде. Все окислители, которые восстанавливаются на К(-) можно разделить на три группы:

1. Ионы металлов, потенциалы которых существенно более отрицательны, чем потенциал водородного электрода (-0,41В, pH=7). В таких водных растворах на катоде выделяется только водород. Металлы могут быть получены только электролизом расплавов.

2. Ионы металлов, потенциалы которых более положительны, чем потенциал водородного электрода ( Cu2+, Hg2+, Ag+, Au3+). При наличии этих ионов в растворе они разряжаются в первую очередь, т. е. на К(-) выделяется металл и разряд ионов H+ не происходит.

3. ионы, потенциал которых мало отличается от потенциала водородного электрода – Cd2+, Co2+, Ni2+ ( с учетом изменения Е0Н2/Н+ вследствие различного pH солей этих металлов). В таких случаях на катоде протекают два параллельных процесса: выделение металла и выделение водорода.

Т. о., под действием электрического тока на электродах происходят процессы, называемые электролизом. Последовательность электродных процессов определяется значениями потенциалов этих процессов и поляризации при их протекании.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ  БИЛЕТ № 27

1.  Понятие об активированном комплексе. Энергия активации. Зависимость скорости химической реакции от температуры (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса).
2.  Электрохимия. Электрический потенциал. Контактный и диффузионный потенциал.

Ответ:

Активированный комплекс,

группировка атомов в решающий момент элементарного акта химической реакции. Понятием об А. к. широко пользуются в теории скоростей химических реакций.

Протекание элементарного акта может быть рассмотрено на примере газовой бимолекулярной реакции образования йодистого водорода из водорода и паров иода:

H2+I2 = 2HI (1)

Как показывает квантовомеханическая теория, при сближении молекул H2 и I2 на расстояние, сравнимое с молекулярными размерами, они отталкиваются друг от друга с силой, быстро растущей при уменьшении расстояния. Подавляющее большинство столкновений молекул H2 и I2 в газовой смеси не приводит к реакции, потому что энергия теплового движения молекул оказывается недостаточной для преодоления отталкивания. У некоторой, весьма малой, доли молекул интенсивность теплового движения случайно много больше средней; этим создаётся возможность настолько тесного сближения молекул H2 и I2, что возникают новые химические связи между атомами Н и I, а существовавшие прежде химические связи Н—Н и I—I разрываются. Две образовавшиеся молекулы HI отталкиваются друг от друга и поэтому расходятся, чем завершается элементарный акт реакции. Переход от расположения связей к расположению происходит не внезапно, а постепенно: по мере сближения молекул H2 и I2 связи Н—Н и I—I ослабевают и одновременно усиливаются связи Н—I. Отталкивание Н—Н от I—I сменяется отталкиванием Н—I от Н—I в момент, когда новое расположение связей начинает превалировать над старым. Таким образом, в ходе элементарного акта возникает конфигурация атомов, являющаяся критической в том смысле, что если она достигнута, то дальнейшее движение атомов происходит беспрепятственно, не требуя запаса энергии. Совокупность атомов в этой конфигурации и называется "активированным комплексом" (Г. Эйринг, США, 1935) или "переходным состоянием" (М. Г. Эванс и М. Поляни, Англия, 1935). Для обратной реакции

2HI = H2+I2 (2)

расположение атомов в А. к. будет таким же, как и для прямой реакции (1), но направления движения атомов в активированных комплексах реакций (1) и (2) взаимно противоположны.

Энергетические соотношения при элементарном акте реакции можно схематически представить с помощью графика, на котором потенциальная энергия реагирующей системы U изображена как функция т. н. реакционной координаты х, описывающей взаимное расположение атомов.

Задавшись некоторым весьма малым интервалом Dх (рис.) и считая, что конфигурация атомов отвечает А. к., если координата х имеет значение, лежащее в пределах этого интервала, можно ввести понятия — концентрация активированных комплексов прямой реакции в данной реагирующей системе с+ и их время жизни t. За время t в единице объёма происходит с+ актов прямой реакции. Т. к. скорость прямой реакции r+. есть число соответствующих актов реакции в единице объёма в единицу времени, то

(3)

Поскольку интервал Dх мал, то и с+ и t пропорциональны Dх, так что их отношение не зависит от значения произвольно выбранной величины Dх. Величины с+ и t вычисляются методами статистической механики, при этом используют ряд упрощающих предположений, из которых главным является допущение, что протекание реакции не нарушает статистически равновесное распределение молекул по состояниям.

Уравнение (3) выражает основную идею теоретической трактовки скоростей реакций на основе концепции А. к. Оно не только позволяет судить о зависимости скорости реакции от концентраций веществ — участников реакции, от температуры и др. факторов, но устанавливает абсолютное значение скорости. Поэтому метод А. к. часто называют теорией абсолютных скоростей реакций. В некоторых сравнительно немногочисленных реакциях перестройка химических связей происходит затрудненно, так что достижение конфигурации А. к. ещё не гарантирует осуществление акта реакции. Чтобы учесть существование таких реакций, называемых неадиабатными, в правую часть равенства (3) вводят добавочный множитель, "коэффициент прохождения" или "трансмиссионный коэффициент"; в случае неадиабатных реакций он много меньше единицы.

Исходные понятия метода А. к. были разъяснены выше на примере гомогенной газовой реакции, но метод применяют и к скоростям реакций в растворах, гетерогенно-каталитических реакций и вообще к вычислению скоростей во всех случаях, когда превращение связано с необходимостью случайного концентрирования энергии теплового движения в количестве, значительно превышающем среднюю энергию молекул при данной температуре.

Сопоставление теории абсолютных скоростей реакций с опытными данными, как и теоретический анализ её предпосылок, показывает, что эта теория, будучи не вполне точной, вместе с тем является удачным приближением, ценным своей простотой.

Энергия активации в элементарных реакциях, минимальная энергия реагентов (атомов, молекул и др. частиц), достаточная для того, чтобы они вступили в химическую реакцию, т. е. для преодоления барьера на поверхности потенциальной энергии, отделяющего реагенты от продуктов реакции.

Правило Вант-Гоффа – при увеличении температуры на 10 С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Уравнение Аррениуса

Энергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию

Электрохимия — раздел химической науки, в котором рассматриваются системы и межфазные границы при протекании через них электрического тока, исследуются процессы в проводниках, на электродах (из металлов или полупроводников, включая графит) и в ионных проводниках (электролитах). Электрохимия исследует процессы окисления и восстановления, протекающие на пространственно-разделённых электродах, перенос ионов и электронов. Прямой перенос заряда с молекулы на молекулу в электрохимии не рассматривается.

Электри́ческий потенциа́л - временна́я компонента четырёхмерного электромагнитного потенциала, называемый также иногда скалярным потенциалом (скалярным - в трёхмерном смысле; инвариантом группы Лоренца он не является, то есть, не является неизменным при смене системы отсчёта).

Через электрический потенциал (но в общем случае не через него один) выражается напряжённость электрического поля:

где - оператор градиента (набла), а - векторный потенциал, через который выражается (также) магнитное поле.

В частном случае постоянных или пренебрежимо медленно меняющихся со временем электрического и магнитного полей (случай электростатики), электрический потенциал носит название электростатического потенциала, а формула для напряжённости электрического поля (называемого в этом случае электростатическим) упрощается, так как второй член (производная по времени) равен нулю (или достаточно мал по сравнению с первым - и его можно приравнять нулю в рамках принятого приближения):

В этом случае, как нетрудно увидеть, пропадает (отсутствует) вихревое электрическое поле[4], поле - потенциально, а отсюда следует возможность определить электростатический потенциал через работу, совершаемую электрическим полем, так как она в этом случае полностью определяется разностью потенциалов в начальной и конечной точке.

контактный потенциал — разность потенциалов на границе контакта двух разнородных проводящих материалов

Потенциал диффузного слоя φδ, соответствующий границе адсорбционного и диффузного слоёв. Внутри диффузного слоя потенциал можно рассчитать по уравнению Гуи-Чепмена:

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ  БИЛЕТ № 28

1.  Влияние различных факторов на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
2.  Устройство, химизм работы и расчет ЭДС химического и концентрационного ГЭ.

Ответ:

Химическое равновесие

Для определения величины ΔG в условиях, отличных от стандартных, используют уравнение зависимости изобарно-изотермического потенциала от концентрации и температуры.

Используя соотношения (4.1) и (4.2), получаем: 

ΔG = ΔU + PΔV – TΔS

(4.3)

Рассмотрим вместо небольших, но конечных изменений (ΔG, ΔH, ΔS) бесконечно малые изменения всех параметров, входящих в уравнение (4.3). Тогда оно приобретает вид: 

dG = dU + PdV + VdP – TdS – SdT.

(4.4)

Подставив в него dU = δQ – δA, получим: 

dG = δQ – δA + PdV + VdP – TdS – SdT.

(4.5)

Если реакция протекает при постоянной температуре (SdT = 0) и обратимо (ΔQ = TdS), а единственной совершаемой в ходе реакции работой является работа расширения (δА = PdV), то в правой части (4.5) все члены, кроме VdP, взаимно сокращаются или равны нулю. Тогда получаем: 

dG = VdP.

Для одного моля идеального газа V = RT / P и, следовательно, 

dG = RT dP / P = RT d(lnP)

Интегрируя, получаем 

(4.6)

Это уравнение позволяет, зная молярную энергию Гиббса идеального газа G1 при парциальном давлении P1, вычислить молярную энергию Гиббса G2 при парциальном давлении P2. Хотя уравнение 4.6 выведено для обратимой реакции, оно в равной мере применимо и к необратимым процессам, поскольку G является функцией состояния, и ее изменение не зависят от способа перехода из состояния 1 в состояние 2. Допустив, что состояние 1 является стандартным, а состояние 2 произвольным, уравнение (4.6) можно записать в виде: 

(4.7)

где  – стандартный изобарно-изотермический потенциал вещества j;  – его активная концентрация (активность).

Для идеальных растворов активная концентрация определяется как отношение концентрации этого вещества при заданных условиях к его концентрации в стандартном состоянии a = C/C°. Вещества в стандартном состоянии имеют a = 1.

В соответствии с (4.7) энергия Гиббса произвольной химической реакции 

aА + bВ = lL + mМ

равна: 

При достижении равновесия (ΔG = 0) уравнение (4.8) принимает вид 

где     – равновесные значения активных концентраций.

Выражение под знаком логарифма, представляющее собой отношение произведения равновесных активностей продуктов к произведению активностей исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия: 

Подставив (4.9) в (4.8), получим уравнение, носящее название изотермы Вант-Гоффа: 

При определенных условиях активности реагентов могут быть заменены концентрациями или парциальными давлениями. В этих случаях константа равновесия, выраженная через равновесные концентрации Kc или через парциальные давления Kр, принимает вид 

Уравнения (4.11) и (4.12) представляют собой варианты закона действующих масс (ЗДМ) для обратимых реакций в состоянии равновесия. При постоянной температуре отношение равновесных концентраций (парциальных давлений) конечных продуктов к равновесным концентрациям (парциальным давлениям) исходных реагентов, возведенных соответственно в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам, величина постоянная (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867 г.).

Для газообразных веществ Kp и Kc связаны соотношением Kp = (RT)ΔnKc, где Δn – разность числа молей начальных и конечных газообразных реагентов.

Константа равновесия определяется при известных равновесных концентрациях реагирующих веществ или по известной ΔG° химической реакции.

Принцип Ле Шателье

При известных ΔH реакции или при Δn ≠ 0 на химическое равновесие можно воздействовать изменением температуры или давления. Химическое равновесие может быть смещено изменением концентраций реагентов. Другими словами, равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципом Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.

1.  Влияние температуры. Для реакций, идущих с уменьшением энтальпии (экзотермических), повышение температуры будет препятствовать протеканию прямого процесса, то есть смещать реакцию в сторону исходных веществ. Эндотермические реакции при этом будут смещаться в сторону конечных продуктов. Например, при обычных условиях реакция N2 + O2 не идет (ΔH > 0), но повышение температуры может сделать эти реакцию осуществимой. Реакция CO + 1/2O2 = CO2, ΔH < 0 с повышением температуры будут смещаться в сторону исходных веществ.
2.  Влияние давления. Если реагируют газообразные вещества, то при неизменном числе молей начальных и конечных реагентов повышение общего давления не приведет к смещению равновесия. Если число молей при реакции меняется, то изменение общего давления приведет к смещению равновесия. В частности, реакция2CO + O2 = 2CO2, протекающая с уменьшением Δn, при повышении общего давления сместится в сторону образования СO2.
3.  Влияние концентраций. В тех реакциях, в которых лучше оперировать концентрациями (реакции в растворах), увеличение концентраций исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону конечных продуктов и наоборот. Так, в реакции этерификации (образование сложного эфира) 

 увеличение концентрации уксусной кислоты или этанола увеличивает выход этилацетата, а добавление в систему воды приводит к омылению, т. е. образованию исходных продуктов.

Концентрационные элементы состоят из одинаковых электродов, отличающихся активностями потенциалопределяющего иона Действительно, из уравнения Нернста следует, что при ЭДС концентрационного элемента

равна

ЭДС этих элементов обычно очень мала. Концентрационные элементы используются при определении pH и концентраций труднорастворимых солей.

Аккумуляторами называются обратимые гальванические элементы многоразового действия. При пропускании через них электрического тока (зарядке) они накапливают химическую энергию, которую потом при их работе (разрядке) отдают потребителю в виде электрической энергии. Наиболее распространены два вида аккумуляторов: кислотный (свинцовый) и щелочные.

Анод заряженного свинцового аккумулятора состоит из свинца, катод – из диоксида свинца. Металлический тип проводимости PbO2 делает его пригодным для работы в качестве электрода. Электролитом служит раствор H2SO4 (32–39 %), в котором PbSO4 и PbO2 малорастворимы.

Схему аккумулятора можно изобразить так:

Анодный процесс работающего аккумулятора

катодный процесс –

Таким образом, в свинцовом аккумуляторе осуществляется реакция   

При зарядке протекает обратная реакция и электроды меняют свои функции: катод становится анодом, а анод – катодом. ЭДС свинцового аккумулятора зависит от отношения активности кислоты и воды:  

В процессе работы аккумулятора концентрация кислоты падает, а следовательно, падает и ЭДС. Когда ЭДС достигает 1,85 В, аккумулятор считается разрядившимся. При более низкой ЭДС пластины покрываются тонким слоем PbSO4 и и аккумулятор разряжается необратимо. Во избежание этого аккумулятор периодически подзаряжают.

В заряженном щелочном железо-никелевом аккумуляторе анодом служит железо, катодом – гидроксид никеля (III), электролит – 20%-й раствор KOH:

При работе аккумулятора на аноде происходит окисление железа:

на катоде – восстановление гидроксида никеля (III):

Суммарная активность процесса:

В уравнении Нернста для данного аккумулятора под знаком логарифма стоят не концентрации, а произведения растворимости ПР участвующих в этой реакции труднорастворимых веществ:

ЭДС щелочного аккумулятора не зависит от концентрации щелочи, поскольку в выражение под знаком логарифма входят постоянные величины.

Аналогично работают щелочные кадмий-никелевый и серебряно-цинковый аккумуляторы:

Химические источники тока

Каждый гальванический элемент состоит из двух электродов (окислительно-восстановительных пар), один из которых является поставщиком электронов (анод), а другой их принимает (катод). В гальванических элементах источником электрического тока является химическая реакция. Любая химическая реакция термодинамически разрешена, если ΔG < 0. Из соотношений ΔG = –nFE и ΔG° = –nFE° следует, что электрохимическая реакция, а в общем случае любая окислительно-восстановительная реакция может протекать самопроизвольно, если E > 0 или для стандартных условий E° > 0

ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов. В соответствии с принятой формой записи гальванического элемента его ЭДС равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя). 

Пользуясь этими соотношениями и таблицей стандартных электродных потенциалов, можно предсказать возможность осуществления многих окислительно-восстановительных реакций.

В случае элемента Даниэля–Якоби (–)Zn¦Zn2+||Cu2+¦Cu(+) 

Для нестандартных условий ЭДС элемента Даниеля–Якоби находится из разности электродных потенциалов, вычисленных по уравнению Нернста: 

Для реакции 

осуществляемой в элементе 

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ  БИЛЕТ № 29

1.  Строение частиц лиофобных и лиофильных коллоидных систем.
2.  Кинетика электродных процессов. Поляризация, ее виды.

Ответ:                          

Лиофильные и лиофобные коллоиды, коллоидные системы, различающиеся по интенсивности молекулярного взаимодействия веществ дисперсной фазы и жидкой дисперсионной среды. В лиофильных коллоидах частицы дисперсной фазы интенсивно взаимодействуют с молекулами окружающей их жидкости. Поверхность частиц сильно сольватирована и удельная свободная поверхностная энергия на границе раздела фаз чрезвычайно мала. При комнатной температуре условие возникновения лиофильных коллоидов реализуется, если межфазное (поверхностное) натяжение не превосходит нескольких сотых долей мн·м-1 (дин·см-1). Лиофильные коллоиды образуются в результате самопроизвольногодиспергирования крупных кусков твёрдого тела или капель жидкости на мельчайшие коллоидные частицы, или мицеллы. Лиофильные коллоиды термодинамически устойчивы и поэтому не разрушаются во времени при сохранении условий их возникновения. К лиофильным коллоидам относятся т. н. критические эмульсии, т. е. эмульсии, возникающие вблизи критической температуры смешения двух жидкостей; коллоидные дисперсии мицеллообразующих поверхностно-активных веществ (мыл, некоторых органических пигментов и красителей), водные дисперсии бентонитовых глин.

 В лиофобных коллоидах частицы дисперсной фазы слабо взаимодействуют с окружающей средой. Межфазное натяжение в таких системах довольно велико [не ниже нескольких десятых долеймн·м-1 (дин·см-1) при комнатной температуре]. Вследствие избытка свободной поверхностной энергии они термодинамически неустойчивы, т. е. всегда сохраняют тенденцию к распаду. При распаде лиофобного коллоида происходит укрупнение коллоидных частиц, которое сопровождается уменьшением свободной энергии системы. Агрегативная устойчивость (способность противостоять укрупнению частиц) любого лиофобного коллоида носит временной характер; она обусловлена наличием стабилизатора — вещества, адсорбирующегося на поверхности частиц (капель) и препятствующего их слипанию (слиянию). Типично лиофобные коллоиды — гидро- и органозоли металлов, окисей, сульфидов предельно высокодисперсные эмульсии (кроме критических), латексы.

Схема расположения молекул поверхностно-активного вещества на поверхности раздела водный раствор-воздух.

Гидрофильная         Гидрофобная

часть (полярная)    часть (неполярная)

а – концентрация молекул очень мала б – концентрация молекул увеличена, и они взаимодействуют друг с другом неполярными частями в – молекулы образовали плотный мономолекулярный слой

Поляризация электрохимическая - отклонение потенциала электрода от равновесного значения.

Феноменология

На электроде гальванического элемента, находящемся в равновесии, постоянно протекают химические реакции (см. Ток обмена). Если начать поляризацию электрода (например, повышая или понижая его потенциал, что вызывает прохождение электрического тока через границу раздела электрод — раствор), то, после определённого периода протекания неравновесных процессов, строение двойного электрического слоя изменится. При этом, в соответствии с поляризационной кривой, изменится и электродный потенциал рассматриваемого электрода. Отклонение потенциала от равновесного под действием внешнего потенциала (или при протекании тока) называется электрохимической поляризацией электрода.

Величина отклонения потенциала электрода от равновесного значения называется перенапряжением. Исследование перенапряжения позволяет понять механизмы электрохимических реакций в данной системе. Оно проводится с помощью потенциостатов, также используется осциллография, метод вращающегося дискового электрода.

Природа поляризации

Поляризация связана с торможением тех или иных процессов на электроде:

•  диффузионное перенапряжение связано с медленной диффузией ионов и др. веществ в зоне электрода
•  перенапряжение замедленного разряда обусловлено медленностью собственно электрохимической стадии разряда ионов на электроде

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ  БИЛЕТ № 30

1.  Свойства коллоидных систем: оптические, кинетические, электрические.
2.  Электрохимическая коррозия. Возникновение микро- и макрогальванических элементов.

Основные свойства

•  Коллоидные частицы не препятствуют прохождению света.
•  В прозрачных коллоидах наблюдается рассеивание светового луча (эффект Тиндаля).
•  Дисперсные частицы не выпадают в осадок за счёт броуновского движения.

Эффект Тиндаля, рассеяние Тиндаля (англ. Tyndall effect) — оптический эффект, рассеяние света при прохождении светового пучка через оптически неоднородную среду. Обычно наблюдается в виде светящегося конуса (конус Тиндаля), видимого на тёмном фоне. Характерен длярастворов коллоидных систем (например, золей, металлов, разбавленных латексов, табачного дыма), в которых частицы и окружающая их среда различаются по показателю преломления. На эффекте Тиндаля основан ряд оптических методов определения размеров, формы и концентрации коллоидных частиц и макромолекул. Эффект Тиндаля назван по имени открывшего его Джона Тиндаля

Бро́уновское движе́ние — тепловое беспорядочное движение микроскопических, видимых, взвешенных в жидкости (или газе) частиц (броуновские частицы) твёрдого вещества (пылинки, крупинки взвеси, частички пыльцы растения и так далее).

Электрохимическая коррозия

Разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. При электрохимической коррозии (наиболее частая форма коррозии) всегда требуется наличие электролита (Конденсат, дождевая вода и т. д.) как, например, при ржавлении железа во влажной атмосфере:

4Fe + 3O2 + 6H2O → 4FeO(OH)•H2O

Электроды образуют либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала. Если в воде растворены ионы солей, электропроводность ее повышается, и скорость процесса увеличивается. Особо сильно действуют хлорид-ионы (содержащиеся, например в морской воде или в воде, образовавшейся при таянии снега зимой, когда дороги посыпают солью), так как они катализируют процесс коррозии. С получающимися в процессе коррозии Fe3+ — ионами ионы хлора образуют растворимые комплексы, что способствует ускорению окисления металла.

При соприкосновении двух металлов с различными окислительно-восстановительными потенциалами и погружении их в раствор электролита, например, дождевой воды с растворенным углекислым газом CO2, образуется гальванический элемент, так называемый, коррозионный элемент. Он представляет собой ни что иное, как замкнутую гальваническую ячейку. В ней происходит медленное растворение металлического материала с отрицательным окислительно-восстановительным потенциалом. Этот вид коррозии особо присущ металлам с высокими отрицательными потенциалами. Так, совсем небольшого количества примеси на поверхности металла с большим редокспотенциалом уже достаточно для возникновения коррозионного элемента. Особо подвержены риску места соприкосновения металлов с различными потенциалами, например сварочные швы или заклепки

Водородная и кислородная коррозия

Если происходит восстановление ионов H30+ или молекул воды H2O, говорят о водородной коррозии или коррозии с водородной деполяризацией. Восстановление ионов происходит по следующей схеме:

2H3O+ + 2e- → 2H2O + H2

или

2H2O + 2e- → 2OH- + H2

Если водород не выделяется, что часто происходит в нейтральной или сильно щелочной среде, происходит восстановление кислорода и здесь говорят о кислородной коррозии или коррозии с кислородной деполяризацией:

O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-

Коррозионный элемент может образовываться не только при соприкосновении двух различных металлов. Коррозионный элемент образуется и в случае одного металла, если, например, структура поверхности неоднородна.

Возникновение микро- и макрогальванических элементов

Примеси в металлах создают микрогальванические элементы, в которых происходит перетекание электронов от анодных участков к катодным. Поскольку катодный и анодный процессы разделены на поверхности, то разделены и противоположные потоки ионов, атомов и молекул. Разделенные потоки не мешают друг другу и по этой причине процесс коррозии протекает быстрее, чем в случае отсутствия микрогальванических элементов.

Электрохимическая коррозия.

В среде электролитов сопровождается возникновением эл. тока во влажном воздухе, в воде, почве.

Электрохимическая коррозия происходит в токопрово-дящей среде (в электролите) с возникновением внутри системы электрического тока. Как правило, металлы и сплавы неоднородны, содержат включения различных примесей. При контакте их с электролитами одни участки поверхности начинают выполнять роль анода (отдают электроны), а другие — роль катода (принимают электроны).

Рассмотрим разрушение железного образца в присутствии примеси олова.

На железе, как более активном металле, при соприкосновении с электролитом происходят процессы окисления (растворения) металла и перехода его катионов в электролит:

Ге° - 2е = Ге2+ (анод)

Таким образом, железо (его основная часть) служит анодом. Поток электронов перемещается к олову — металлу с меньшей активностью, на нем накапливается избыточное количество электронов. Таким образом, участки олова могут «поделиться» электронами, поэтому на них возможны процессы восстановления. Примесь олова выполняет роль катода.

В зависимости от среды электролита на катоде могут идти разные процессы (рис. 41).

Ге203

В одном случае будет наблюдаться выделение газа (Н2). В другом — образование ржавчины, состоящей в основном из

пН2О.

Итак, электрохимическая коррозия — окислительно-восстановительная реакция, происходящая в средах, проводящих ток (в отличие от химической коррозии). Процесс происходит при соприкосновении двух металлов или на поверхности металла, содержащего включения, которые являются менее активными проводниками (это может быть и неметалл).

На аноде (более активном металле) идет окисление атомов металла с образованием катионов (растворение). На катоде (менее активном проводнике) идет восстановление ионов водорода или молекул кислорода с образованием соответственно Н2Т или гидроксид-ионов ОН~.

Катионы водорода и растворенный кислород — важнейшие окислители, вызывающие электрохимическую коррозию.

Скорость коррозии тем больше, чем сильнее отличаются металлы (металл и примеси) по своей активности (для металлов — чем дальше друг от друга они расположены в ряду напряжений). Значительно усиливается коррозия при увеличении температуры.

Электролитом может служить морская вода, речная вода, конденсированная влага и конечно же хорошо известные всем электролиты — растворы солей, кислот, щелочей.

Вы, очевидно, помните, что зимой для удаления снега и льда с тротуаров используют техническую соль (хлорид натрия, иногда хлорид кальция и др.). Образующиеся растворы стекают в канализационные трубопроводы, создавая тем самым благоприятную среду для электрохимической коррозии подземных коммуникаций.

1. Рынок и рыночные отношения
2. на тему- Історія розвитку відносин України з НАТО Виконав студент групи УІ12 Оберван Остап
3. Правовые основы региональной политики
4. ТЕМАТИЧНА СТАТИСТИКА ТА ОПРАЦЮВАННЯ СПОСТЕРЕЖЕНЬ Модуль 1- ОСНОВНІ ПОЛОЖЕННЯ МАТЕМАТИЧНОЇ СТАТИСТИКИ Л
5. Тематическое планирование учебного материала по истории 7 класс Программа- Общеобразовательная
6. Книга КИ Координирование ума и тела в повседневной жизни
7. Жилищное право Общая характеристика жилищного права и жилищного законодательства
8. Выручка от реализации продукции, работ и услуг как основной источник денежных средств предприятий, особенности ее формирования и использования в рыночных условиях хозяйствования (на материалах ТКУП Столичный)
9. тема правових соціальноекономічних санітарногігієнічних та лікувальнопрофілактичних заходів та засобів
10. Управление персоналом и фондом оплаты труда на примере деятельности ОАО Загарскагромаш
11. Финала Четырех Кубка Федерации
12. тематика в экономике 10 класс 20132014 г
13. Тема. Перебіг війни у 19431945 р
14. Задача и методология психофизиологии
15. Адаптер паралельного обмена
16. Анхальт Саксония Бранденбург Берлин Тюрингия Гессен Северный Рейн Вестфалия РейнландП
17. Умничка -Добронецкая Е
18. статьях о Шекспире он определяет воображение как способность поэта соединять синтезировать различные элеме
19. Инструкция по применению Дорогие будущие супруги Еще немного времени ' и закончатся сумасшедшие дни ц
20. Тибетская литература

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе